1

BUDOWA

BUDOWA

ATOMU

ATOMU

1.Cząstki elementarne

2.Budowa powłok elektronowych

3.Konfiguracja elektronowa

pierwiastków

4.Układ okresowy pierwiastków

5.Prawo okresowości pierwiastków

chemicznych

CZĄSTKI ELEMENTARNE

CZĄSTKI ELEMENTARNE

Atom dowolnego pierwiastka jest zbudowany z:

- JĄDRA

- POWŁOKI ELEKTRONOWEJ

Nukleon
(jądro)

1. prawie cała masa atomu jest skoncentrowana w

jądrze,

2. dlaczego jądro ma ładunek dodatni,
3. dlaczego w atomie musi być taka sama liczba

protonów i elektronów.

Atomy różnych pierwiastków różnią się
wartością ładunków swych jąder atomowych,
czyli liczbą protonów.

Atomy danego pierwiastka mają tę samą liczbę
protonów, ale mogą różnić się liczbą neutronów

3

LICZBA ATOMOWA -

LICZBA ATOMOWA -
- Określa liczbę protonów w jądrze atomu
Np. atomy tlenu zawierają 8 protonów (i 8 elektronów)

atomy siarki zawierają 16 protonów (i 16
elektronów)

LICZBA MASOWA -

LICZBA MASOWA -

- Określa liczbę protonów i neutronów (nukleonów) w

jądrze atomu

JĄDRO ATOMU

JĄDRO ATOMU

F

19

9

liczba atomowa

liczba masowa

Całkowity zapis atomu, uwzględniający liczbę
atomową i masową pozwala na określenie liczby
wszystkich

cząstek elementarnych

.

IZOTOPY

IZOTOPY

ATOMY

TEGO

SAMEGO

PIERWIASTKA

ATOMY

TEGO

SAMEGO

PIERWIASTKA

(posiadające

tę

samą

liczbę

protonów),

(posiadające

tę

samą

liczbę

protonów),

RÓŻNIĄCE SIĘ LICZBĄ NEUTRONÓW W JĄDRZE,

RÓŻNIĄCE SIĘ LICZBĄ NEUTRONÓW W JĄDRZE,

NAZYWAMY

NAZYWAMY

IZOTOPAMI

IZOTOPAMI

Izotopy wodoru (masa atomowa – 1,008):

wodór

, symbol H, zawiera w jądrze tylko jeden proton:

H

1

1

H

3

1

tryt

, symbol T, zawiera w jądrze jeden proton i dwa neutrony:

H

2

1

deuter

, symbol D, zawiera w jądrze jeden proton i jeden neutron:

IZOTOPY posiadają te same właściwości
chemiczne, różnią się jednak
właściwościami fizycznymi

Cl

i

Cl

37
17

35
17

Np. chlor Cl: mieszanina dwóch izotopów:

Cl

35
17

Cl

37
17

Masa atomowa chloru wynosi: 35,47 
wynika z tego, że w chlorze naturalnym 75,43%
stanowi izotop i 25,57% -

Większość pierwiastków stanowi mieszaninę izotopów.

5

JĄDRO ATOMU

JĄDRO ATOMU

Jądra atomowe mogą być stabilne lub nietrwałe.

STABILNE

STABILNE

są to takie jądra, w których układ nukleonów jest

korzystny pod względem energetycznym.

Stabilność jąder zależy od stosunku liczby neutronów i
protonów:

Ne,

He,

20
10

4
2

2. Wraz ze wzrastającą masą jądra wzrasta

nadwyżka neutronów w stosunku do protonów,
jądra atomowe stają się nietrwałe i dochodzi
wówczas do ich, samorzutnego rozpadu,
któremu towarzyszy wydzielanie

promieniowania

.

Ca

Si,

Mg,

O,

40
20

28
14

24
12

16

8

Pierwiastki składające się z jąder
parzysto-parzystych są bardzo
stabilne i stanowią 70% skorupy
ziemskiej.

1. Bardzo stabilne są jądra z parzystą liczbą neutronów i protonów.

6

jest to zdolność atomu (jądra) do samorzutnej
przemiany w inny atom przez wysłanie promieniowania
- Pierwiastki promieniotwórcze

Pierwiastki promieniotwórcze

promieniowanie 

- promieniowanie elektro-

magnetyczne o długości fali:  =

10

-10

-10

-13

m.





0

1

promieniowanie 

+

- promieniowanie

pozytonów:





0

1

promieniowanie 

-

- promieniowanie elektronów:



4
2

promieniowanie 

- promieniowanie jąder atomu helu:

Rodzaje promieniowania jądrowego:

P

ro

sz

ę

r

o

zs

ze

rz

y

ć

te

w

ia

d

o

m

o

śc

i

.

Inne cząstki
elementarne:

PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ

PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ

7

POWŁOKI

POWŁOKI

ELEKTRONOWE

ELEKTRONOWE

Aktualne poglądy dotyczące charakteru elektronu

w atomie można ująć następująco:

1. ELEKTRON MA CHARAKTER DUALISTYCZNY -

własności zarówno KORPUSKULARNE jak i
FALOWE.

2. ODNOSI SIĘ DO NIEGO ZASADA

HEISENBERGA
tzn. zasada nieoznaczoności - nie można
równocześnie określić

położenia

i

pędu

elektronu.
(Pęd - iloczyn masy i prędkości)

3. Najmniejszy obszar przestrzeni wokół

jądra charakteryzujący się określonym
prawdopodobieństwem znalezienia
elektronu nazywa się:

ORBITALEM ATOMOWYM

ORBITALEM ATOMOWYM

8

1.

Elektron w atomie wodoru może znajdować się w

jednym w wielu możliwych STANÓW, tzw. STANÓW

STANÓW

KWANTOWYCH

KWANTOWYCH

:

a w każdym z nich jego: energia, kręt i spin

energia, kręt i spin

PRZYBIERAJĄ ŚCIŚLE OKREŚLONE WARTOŚCI.

KRĘT

-

moment

pędu

-

jest

wielkością

charakteryzującą ruch po okręgu czyli kształt
orbitalu atomowego.

SPIN

- charakteryzuje własności magnetyczne

elektronu czyli ułożenie w przestrzeni i ruch
wokół własnej osi.

BUDOWA POWŁOK

BUDOWA POWŁOK

ELEKTRONOWYCH W

ELEKTRONOWYCH W

ATOMACH

ATOMACH

Liczby określające te wartości noszą nazwę:

LICZB KWANTOWYCH

LICZB KWANTOWYCH

2. ENERGIA ELEKTRONU

(tzw. energia orbitali)

może przybierać w atomie wodoru tylko wartości
określone przez tzw.:

n

- GŁÓWNĄ LICZBĘ KWANTOWĄ,

GŁÓWNĄ LICZBĘ KWANTOWĄ,

która

która

przybiera wartości kolejnych liczb naturalnych
1,2,3......

POWŁOKI

POWŁOKI

ELEKTRONOWE

ELEKTRONOWE

LICZBA STANÓW KWANTOWYCH ELEKTRONU

RÓŻNIĄCYCH SIĘ ENERGIĄ JEST NIESKOŃCZENIE WIELKA

Zatem: Energia elektronu we wszystkich stanach
kwantowych należących do jednej powłoki ma tę
samą wartość.

POWŁOKA ELEKTRONOWA

zbiór wszystkich stanów kwantowych o tej samej
wartości głównej liczby kwantowej.

Liczba stanów kwantowych
w powłoce wynosi:

2n

2

Główna liczba kwantowa

Oznaczenia i liczba stanów kwantowych dla
poszczególnych

wartości

głównych

liczb

kwantowych:

POWŁOKI

POWŁOKI

ELEKTRONOWE

ELEKTRONOWE

Główna liczba kwantowa
decyduje

o

ROZMIARACH

ORBITALU

.

Im większa jest wartość
n
tym większy jest
orbital:

W praktyce elektron w atomie wodoru przebywa
najczęściej w stanie o najniższej energii: n = 1E

1

=

-13,6 EV:

STAN PODSTAWOWY

Wszystkie inne stany energetyczne elektronu:

STANY WZBUDZONE

Doprowadzenie energii z zewnątrz (

ABSORPCJA

energii) powoduje przejście elektronu ze STANU
PODSTAWOWEGO do STANU WZBUDZONEGO ( n = 2,
3, 4 .........)
I odwrotnie w przypadku przechodzenia w stan
kwantowy o niższej energii ma miejsce

EMISJA

energii na zewnątrz atomu.

3

. KRĘT ORBITALNY ELEKTRONU (M)

charakteryzuje

tzw.:

• wartości

pobocznej

liczby

kwantowej

wynoszą:

od 0 do n-1

Np. dla n =4 l: 0, 1, 2, 3.

-

orbitalna (poboczna) liczba kwantowa

(l),

(l),

która:

Zbiór stanów kwantowych o tych samych

wartościach

GŁÓWNEJ I ORBITALNEJ

liczby

kwantowej nosi nazwę:

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWEJ

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWEJ

Liczba stanów kwantowych w podpowłoce: 4l

4l

+ 2

+ 2

Podpowłoki elektronowe odpowiadające
kolejnym wartościom orbitalnej liczby kwantowej
oznacza się literami:

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWE

PODPOWŁOKI ELEKTRONOWE

12

Wartość pobocznej liczby kwantowej określa:

KSZTAŁT ORBITALU

KSZTAŁT ORBITALU

Orbital podpowłoki s

Orbital podpowłoki s

jest

symetryczny

sferycznie

a

powierzchnia
graniczna jest sferą
kuli:

Kształt
orbitalu

d

Orbital podpowłoki

p

ma

kształt figury otrzymanej
przez obrót ósemki
dookoła osi podłużnej:

13

Magnetyczna liczba kwantowa przybiera:

2

l

l +1

wartości całkowitych w zakresie:

od -

l

l do +

l

l

Np. dla l = 2 mamy 2•2+1=5 wartości

magnetycznej liczby kwantowej: -2, -1, 0, +1,
+2.

4.

KRĘT ELEKTRONU

KRĘT ELEKTRONU

charakteryzuje w atomie

tzw.:

magnetyczna liczba kwantowa

-

m

Zbiór stanów kwantowych o tych samych
wartościach:

głównej, pobocznej i magnetycznej

liczb

kwantowych

nosi

nazwę:

POZIOMU

POZIOMU

ORBITALNEGO

ORBITALNEGO

Np. Orbital s ma tylko jedną orientację
przestrzenną.

Orbital p ma 3 orientacje

przestrzenne.

Orbital d ma 5 orientacji

przestrzennych

.

Magnetyczna liczba kwantowa określa:

ORIENTACJĘ PRZESTRZENNĄ ORBITALU

POZIOMY ORBITALNE

POZIOMY ORBITALNE

14

POZIOMY ORBITALNE

POZIOMY ORBITALNE

Kształty
przestrze
nne
orbitalu
p:

Kształty przestrzenne
orbitalu d

15

15

Kształty
przestrzenne
orbitalu p:

Kształty
przestrzenne
orbitalu d

Orbital d ma 5 orientacji
przestrzennych

.

Orbital p
ma 3
orientacje
przestrzen
ne.

16

SPIN ELEKTRONU

SPIN ELEKTRONU

KAŻDY POZIOM ORBITALNY, KTÓRY

CHARAKTERYZUJĄ 3 LICZBY KWANTOWE

(n,l,p) MA DWA STANY KWANTOWE

RÓŻNIĄCE SIĘ ORIENTACJĄ

PRZESTRZENNĄ SPINU.

2

1

lub

2

1





Może ona przybierać dwie wartości:

5

.

SPIN ELEKTRONU

SPIN ELEKTRONU,

który charakteryzuje

kierunek ruchu elektronu wokół własnej osi
może przybierać dwie orientacje przestrzenne,
bez względu na wartości pozostałych liczb
kwantowych.

Określa to tzw.

magnetyczna-spinowa liczba kwantowa

- m

s

17

LICZBY KWANTOWE

LICZBY KWANTOWE

18

Rozmieszczenie

Rozmieszczenie

elektronów na poziomach

elektronów na poziomach

kwantowych

kwantowych

19

KONFIGURACJA

KONFIGURACJA

ELEKTRONOWA

ELEKTRONOWA

PIERWIASTKÓW

PIERWIASTKÓW

Przypisanie

elektronów

poszczególnym

powłokom

i podpowłokom, czyli przypisanie im liczb kwantowych nosi nazwę:

KONFIGURACJI ELEKTRONOWEJ

Uproszczony zapis konfiguracji elektronów z uwzględnieniem tylko
POWŁOK i PODPOWŁOK (główna i poboczna liczba kwantowa (n i l )
zawiera trzy informacje:

3p

5

liczba elektronów w podpowłoce

symbol podpowłoki

wartość głównej liczby kwantowej

(numer powłoki)

Np. konfiguracja sodu Na :

1

6

2

2

11

,3s

,2p

,2s

1s

:

Na

co oznacza: 1s

2 -

dwa elektrony zajmują orbital s

powłoki 1;

2s

2 -

dwa elektrony zajmują orbital s powłoki

2;

2p

6 -

sześć elektronów zajmuje orbital p

powłoki 2;

3s

1 -

jeden elektron zajmuje orbital s powłoki

3;

20

Pojedyncze strzałki () () umieszczone

wewnątrz

klatki

symbolizują

elektrony

zajmujące dany poziom.

Przeciwne zwroty strzałek () oznaczają różne

wartości spinu elektronu

Poziomy

symbolizuje się za pomocą klatek, przy

czym dla każdej podpowłoki rysuje się prostokąt
składający się z tylu klatek ile poziomów
orbitalnych zawiera dana podpowłoka:

podpowłoka s

podpowłoka p

podpowłoka d

Zapis

pełny:

uwzględnia

rozmieszczenie

elektronów

w

poszcze-gólnych

poziomach

orbitalnych danej podpowłoki, oraz orienta-cję
spinów czyli magnetyczną i spinową liczby
kwantowe.

21

Orbitale o niższej energii zapełniają się
elektronami wcześniej niż orbitale o energii
wyższej.

Kolejność
poziomów
energetycznych
atomów
wieloelektronowyc
h, liczoną wg
wzrastających
energii

:

n=1

2

3

4

5

6

7

s

s

s

s

s

s

s

p

p

p

p

p

d

d

d

f

f

Najlepiej zapamiętać ten
schemat

Czyli: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-

6p-7s-5f

ZAKAZ PAULIEGO

Na każdym orbitalu (poziomie orbitalnym) mogą
znajdować się

najwyżej dwa elektrony

. Oznacza

to, że każdy stan kwantowy może zostać zajęty
tylko przez jeden elektron, czyli w atomie nie
mogą istnieć dwa elektrony o tych samych
wartościach czterech liczb kwantowych.

22

ZASADA HUNDA

tzw. zasada trzech:

a nie

1.

Liczba elektronów niesparowanych w danej

podpowłoce powinna być możliwie największa.

np. w przypadku 3 elektronów w podpowłoce p

powinno być:

3.

Pary elektronów tworzą się dopiero po

zapełnieniu wszystkich orbitali (poziomów)
danej

podpowłoki

przez

elektrony

niesparowane:
Np. dla podpowłoki p:

1 elektron

5 elektronów 6 elektronów

4 elektrony

3 elektrony

2 elektrony

2.

Elektrony niesparowane na orbitalach

danej podpowłoki mają jednakowy spin,
a więc:

a nie

23

KONFIGURACJA

KONFIGURACJA

ELEKTRONOWA

ELEKTRONOWA

PIERWIASTKÓW

PIERWIASTKÓW

KONFIGURACJĘ ELEKTRONÓW

WG ROSNĄCEJ LICZBY

ATOMOWEJ

MOŻNA PRZEDSTAWIĆ ZATEM

NASTĘPUJĄCO:

I

OKRES

układu

okresowego:

H

1

-

1s

1

He

2

-

1s

2

24

Podpowłoka s

Podpowłoka p

II okres:

Powłoka K

Powłoka L

Li

3

-

1s

2

Be

4

-

1s

2

B

5

-

1s

2

C

6

-

1s

2

N

7

-

1s

2

O

8

-

1s

2

F

9

-

1s

2

Ne

10

-

1s

2

2s

1

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2s

2

2p

1

2p

2

2p

3

2p

4

2p

5

2p

6

III okres:

Podpowłoka s

Podpowłoka p

Na

11

-

1s

2

2s

2

3s

1

Mg

-

1s 2s

3s

2

2

2

12

Al

13

-

1s

2

2s

2

3s

2

Si

-

1s 2s

3s

2

2

2

14

3p

1

3p

2

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

P

15

-

1s

2

2s

2

3s

2

S

-

1s 2s

3s

2

2

2

16

Cl

17

-

1s

2

2s

2

3s

2

Ar

-

1s 2s

3s

2

2

2

18

3p

5

3p

6

3p

3

3p

4

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

Powłoka K

Powłoka L

Powłoka M

Jak wyżej

Itd.

IV okres:

K

19

-

2s

2

3s

2

Ca

-

1s 2s

3s

2

2

2

20

Sc

21

-

1s

2

2s

2

3s

2

Ti

-

1s 2s

3s

2

2

2

22

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

1

4s

2

4s

2

4s

2

2

1s

3d

1

3d

2

V

23

-

2s

2

3s

2

Cr

-

1s 2s

3s

2

2

2

24

Mn

25

-

1s

2

2s

2

3s

2

Fe

-

1s 2s

3s

2

2

2

26

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

2

4s

2

4s

2

4s

2

2

1s

3d

5

3d

6

3d

3

3d

4

Co

27

-

2s

2

3s

2

Ni

-

1s 2s

3s

2

2

2

28

Cu

29

-

1s

2

2s

2

3s

2

Zn

-

1s 2s

3s

2

2

2

30

3p

6

3p

6

3p

6

3p

6

2p

6

2p

6

2p

6

2p

6

4s

2

4s

2

4s

1

4s

2

2

1s

3d

10

3d

7

3d

8

3d

10

Ga

-

1s 2s

3s

2

2

2

3p

6

2p

6

4s

2

3d

10

4p

1

Powłoka N

Jak wyżej

27

1. W kierunku poziomym pierwiastki podzielone zostały

na 7 okresów i numer każdego z nich odpowiada

głównej liczbie kwantowej orbitalu s

, który zaczyna

się nim wypełnić.

W kierunku pionowym układ okresowy podzielony
został na osiem podstawowych grup pierwiastków:

ns

ns

1

1

-

-

np

np

6

6

oraz

szeregi

pierwiastków

przejściowych:

pierwiastki d i f

pierwiastki d i f

I tak: - okres pierwszy zawiera jedynie dwa pierwiastki,

ponieważ wypełnia się w nim jeden orbital - 1s

1s

- okres drugi zawiera osiem pierwiastków, ponieważ na

poziomie energetycznym 2s-2p znajdują się jeden

jeden

orbital

orbital

2s i trzy orbitale 2p

2s i trzy orbitale 2p

W sumie więc wypełniają się cztery orbitale. Itd.

2. Liczba pierwiastków w poszczególnych okresach

stanowi

dwukrotność liczby orbitali

, wypełnianych wg

kolejności energii

ns-np

, gdzie n oznacza numer okresu,

a równocześnie główną liczbę kwantową.

LICZBA ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH PIERWIASTKÓW GRUP

GŁÓWNYCH ZGODNA JEST Z NUMEREM DANEJ GRUPY

29

3.

W każdym okresie elektrony zaczynają

wypełniać orbitale s, a okres kończy się po
wypełnieniu orbitalu p.

Dlatego układ okresowy można podzielić na
części, w których wypełniają się te same typy
orbitali:

d

s

p

f

30

Ogólna charakterystyka pierwiastków

Ogólna charakterystyka pierwiastków

tworzących

tworzących

bloki

bloki

s

s

i

i

p

p

Grupa 1 – pierwiastki

ns

1

-

litowce

(metale alkaliczne)

Grupa 2 – pierwiastki

ns

2

–

berylowce

(metale ziem alkalicznych)

Grupa 3 – pierwiastki

ns

2

p

1

-

borowce

– charakter metaliczny, ale

też pośredni, np. Al.

Grupa 4 – pierwiastki

ns

2

p

2

–

węglowce

- przejściowe własności

metali i niemetali

Grupa 5 – pierwiastki

ns

2

p

3

-

azotowce

– charakter niemetali, ale

też As-Bi-metale.

Grupa 6 – pierwiastki

ns

2

p

4

–

tlenowce

- charakter niemetali, ale

też Te-Po-metale

Grupa 7 – pierwiastki

ns

2

p

5

-

fluorowce

– typowe niemetale.

Grupa 8 – pierwiastki

ns

2

p

6

––helowce – gazy szlachetne –

nieaktywne chemicznie

Grupy

Grupy

główne

główne

31

Pierwiastki bloku

Pierwiastki bloku

d -

d - podgrupy

podgrupy

Mają na ogół częściowo wypełnione elektronami podpowłoki
walencyjne (n-1)d.
Wyróżniamy:
-

podgrupa 1

- skandowce: Sc, Y, La, Ac; -

podgrupa 2

-

tytanowce: Ti, Zr, Hf ;

-podgrupa 3

- wanadowce: V, Nb, Ta ; -

podgrupa 4

-

chromowce: Cr, Mo, W ;

-

podgrupa 5

- manganowce: Mn, Tc, Re;

-

podgrupy 6, 7 i 8

- zawierają łącznie 9 pierwiastków

rozmieszczonych w trzech okresach, a mianowicie: żelazowce
(okres 4) - Fe, Co, Ni, o konfiguracji elektronów walencyjnych

(n -

1)d

6,7,8

ns

2,1,2

, platynowce lekkie (okres 5) - Ru, Rh, Pd, o

konfiguracji elektronów walencyjnych

(n - 1)d

6,7,10

ns

1,1,0

,

platynowce ciężkie -osmowce, (okres 6) - Os, Ir, Pt, o konfiguracji
elektronów

walencyjnych

(n-1)d

6,7,9

ns

2,1,1

;

-podgrupa 9

- miedziowce: Cu, Ag, Au; oraz

podgrupa 10

-

cynkowce: Zn, Cd, Hg.

32

• Pierwiastki bloku f - dwie rodziny, rodziny:

lantanowce

i

aktynowce

.

• Rozbudowują odpowiednio podpowloki 4f i 5f.

• Mają powtarzające się struktury elektronowe powłok

walencyjnych:

(n-2)f

0-14

(n-1)d

1

ns

2

, sukcesywnie

rozbudowywane.

• Pierwiastki bloku d i f wykazują pewne wspólne

właściwości: wszystkie są metalami,

Pierwiastki bloku

Pierwiastki bloku

f

f

(n-2)f

Pierwiastki
przejściowe

n

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11
f12 f13 f14

lantanowce
aktynowce

6
7

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er T
Yb Lu
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm
Md No Lw

Okresowość własności fizycznych

Okresowość własności fizycznych

1. Promień atomu

maleje w okresach w miarę wzrostu liczby

atomowej. Można to wytłumaczyć tym, że w danym okresie
w miarę wzrostu l.a. wzrasta ładunek jądra, który coraz
silniej przyciągają elektrony, też walencyjne decydujące o
rozmiarach jądra.

2. Energia jonizacji -

energia niezbędna do usunięcia

elektronów walencyjnych atomu. Zależy od odległości od
jądra. Im dalej tym jest mniejsza, a więc maleje ze wzrostem
odległości od jądra. W okresach jest praktycznie jednakowa.

3. Elektroujemność –

miara tendencji atomów w cząsteczce

do przyciągania elektronów. W okresach wzrasta wraz ze
zwiększaniem się liczby atomowej. W grupach maleje wraz
ze zwiększaniem się liczby powłok elektronowych.

Prawo okresowości pierwiastków chemicznych
zostało sformułowane przez Mendelejewa w latach 60.
XIX w. Stwierdził on, że:

-właściwości pierwiastków są periodycznie

-właściwości pierwiastków są periodycznie

zależne od ich mas atomowych,

zależne od ich mas atomowych,

lub

lub

-

-

pierwiastki chemiczne ułożone zgodnie ze

pierwiastki chemiczne ułożone zgodnie ze

wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe

wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe

powtarzanie się właściwości

powtarzanie się właściwości

34

Okresowość własności

Okresowość własności

chemicznych

chemicznych

Ogólne wzory tlenków i wodorków
pierwiastków z każdej grupy:

Grupa

I

II

III

IV

V

VI

VII

Wzór tlenku

X

2

O XO X

2

O

3

XO

2

X

2

O

5

XO

3

X

2

O

7

Wzór
wodorku

XH

XH

2

XH

3

XH

4

XH

3

XH

2

XH



W

poszczególnych

grupach

występują

więc

pierwiastki, których najwyższa wartościowość
dodatnia lub ujemna określa ich przynależność
do danej grupy.



Począwszy

od

grupy

IV

suma

liczbowych

wartościowości dodatniej i ujemnej równa się
8.



Najwyższa

wartościowość

jest

charakterystyczna dla całej grupy, a w każdym
okresie zmienia się ona okresowo od 1 do 8.



Stopniowanie własności pierwiastków przejawia się
także we własnościach ich związków.



Na przykład

własności kwasowe pierwiastków

wzrastają od lewej strony ku prawej,

własności

zasadowe

-

w

kierunku

przeciwnym.

W poszczególnych grupach, licząc w kierunku
pionowym ku dołowi, maleje moc kwasów
tlenowych, ale wzrasta moc zasad.



W górnym, prawym rogu tablicy Mendelejewa
znajdują się pierwiastki o najsilniej zaznaczonym
charakterze kwasotwórczym - a w dolnym, lewym
rogu - pierwiastki tworzące najsilniejsze zasady.



Pierwiastki rodzin dodatkowych zmieniają swe
własności w podobny sposób jak pierwiastki
rodzin głównych. Różnice są jednak stosunkowo
niewielkie oraz zdarzają się pewne odchylenia.

Okresowość własności chemicznych

Okresowość własności chemicznych